Окислительно – восстановительные реакции Учитель химии Бударина Н.А. Цель урока: Углубление знаний об окислительно – восстановительных реакциях и закрепление умений по составлению уравнений ОВР методом электронного баланса. Задачи урока: 1) повторить основные понятия об окислении и восстановлении, рассмотреть сущность окислительно-восстановительных реакций; 2) выработать умения по составлению уравнений химических реакций, протекающих в различных средах методом электронного баланса; 3) показать разнообразие и значение ОВР в природе и повседневной жизни. Тип урока: усвоение новых знаний с применением имеющихся знаний и умений с последующим обобщением и систематизацией. Структура урока: Организационный момент Сообщение темы, постановка цели и задач урока Актуализация знаний Воспроизведение ранее полученных знаний и способов деятельности Оперирование знаниями, овладение способами деятельности в новых условиях Анализ и оценка итогов работы Определение и разъяснение д.з. Актуализация знаний Вопросы на повторение и закрепление: 1. Определение ОВР 2. Сущность процесса окисления 3. Сущность процесса восстановления 4. Повторите алгоритм нахождения степени окисления и найдите степень окисления в соединениях: серная кислота, перманганат калия, азотная кислота, хромат калия, бихромат калия 5. Расставьте коэффициенты с помощью метода электронного баланса (используйте алгоритм) Определение ОВР Реакции, идущие с изменением степени окисления называются окислительновостановительными. Процесс окисления, восстановитель - электроны H20 - 2ē 2H+ S-2 - 2ē S0 Al0 - 3ē Al+3 Fe+2 - ē Fe+3 2Br - - 2ē Br20 Восстановители Металлы, Водород, Уголь. Окись углерода (II) (CO). Сероводород (H2S); Оксид серы (IV) (SO2); Сернистая кислота H2SO3 и ее соли. Галогеноводородные кислоты и их соли. Катионы металлов в низших степенях окисления: SnCl2, FeCl2, MnSO4, Cr2(SO4)3. Азотистая кислота HNO2; Аммиак NH3; Гидразин NH2NH2; Оксид азота(II) (NO). Катод при электролизе. Процесс восстановвления, окислитель +электроны Mn+4 + 2ē Mn+2 S0 + 2ē S-2 Cr+6 +3ē Cr+3 Cl20 +2ē 2Cl O20 + 4ē 2O-2 Окислители Галогены. Перманганат калия(KMnO4); Манганат калия (K2MnO4); Оксид марганца (IV) (MnO2). Дихромат калия (K2Cr2O7); Хромат калия (K2CrO4). Азотная кислота (HNO3). Серная кислота (H2SO4) конц. Оксид меди(II) (CuO); Оксид серебра (Ag2O); Пероксид водорода (H2O2). Хлорид железа(III) (FeCl3). Бертоллетова соль (KClO3). Анод при электролизе. Алгоритм . Определение степени окисления элементов по химической формуле Задание: Определите степени окисления элементов в серной кислоте (H2SO4) 1. Написать формулу серной кислоты H2SO4 2. По периодической таблице определить степень окисления элемента, стоящего слева. Определение производить согласно правила: элемент, стоящий слева отдает электроны, его степень окисления положительна и численно равна номеру группы элемента. Так слева в формуле расположен водород это элемент первой группы периодической системы, следовательно его степень окисления равна +1 H2+1SO4 3. По периодической таблице определить степень окисления элемента, стоящего справа. Определение производить согласно правила: элемент, стоящий справа принимает электроны, его степень окисления отрицательна и численно равна номеру периода, в котором находится элемент минус восемь ( №периода - 8). Так справа в формуле расположен кислород, это элемент шестого периода, следовательно его степень окисления равна (6-8=-2) H2+1SO4-2 4.Определить степень окисления третьего элемента согласно правила: сумма степеней окисления всех атомов, образующих частицу равна заряду частицы - для нейтральной молекулы - это 0. С этой целью составим математическое уравнение, включив в него степени окисления всех атомов молекулы и приняв за х степень окисления серы. 2(+1) + х + 4(-2) = 0 5. Решить уравнение, определив степень окисления серы. Х=+6 Алгоритм уравнивания ОВР методом электронного баланса Уравнение составляется в несколько стадий: Записывают схему реакции. KMnO4 + HCl KCl + MnCl2 + Cl2 + H2O Проставляют степени окисления над знаками элементов, которые меняются. KMn+7O4 + HCl-1 KCl + Mn+2Cl2 + Cl20 + H2O Выделяют элементы, изменяющие степени окисления и определяют число электронов, приобретенных окислителем и отдаваемых восстановителем. Mn+7 + 5ē Mn+2 2Cl-1 - 2ē Cl20 Уравнивают число приобретенных и отдаваемых электронов, устанавливая тем самым коэффициенты для соединений, в которых присутствуют элементы, изменяющие степень окисления. Mn+7 + 5ē Mn+2 2 2Cl-1 - 2ē Cl20 5 –––––––––––––––––––––––– 2Mn+7 + 10Cl-1 2Mn+2 + 5Cl20 Подбирают коэффициенты для всех остальных участников реакции. 2KMn+7O4 + 16HCl-1 2KCl + 2Mn+2Cl2 + 5Cl20 + 8H2O Расставьте коэффициенты с помощью метода электронного баланса (используйте алгоритм): 1. KMnO4 + K2SO3 + H2SO4 MnSO4 + K2SO4 + H2O 2. NH3 +O2 NO + H2O 3. Cr(OH)3 + H2O2 + KOH K2CrO4 + H2O 4. K2Cr2O7 + K2SO3 + H2SO4 Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O Задание для самостоятельной и домашней работы: Используя метод электронного баланса составьте уравнения реакций. 1) Na + HNO3 NaNO3 + N2O + H2O 2) K2FeO4 + H2SO4 Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2O + O2 3) H2O2 + KMnO4 + HNO3 Mn(NO3)2 + KNO3 + H2O + O2 4) Ti2(SO4)3 + KClO3 + H2O TiOSO4 + KCl + H2SO4 5) Mn3O4 + KClO3 + K2CO3 K2MnO4 + KCl + CO2 6) Na2S4O6 + KMnO4 + HNO3 Na2SO4 + H2SO4 + Mn(NO3)2 + KNO3 + H2O 7) Cu2S + O2 + CaCO3 CuO + CaSO3 + CO2 8) FeCl2 + KMnO4 + HCl FeCl3 + Cl2 + MnCl2 + KCl + H2O 9) CuFeS2 + HNO3 Cu(NO3)2 + Fe(NO3)3 + H2SO4 + NO + H2O 10)KSCN + K2Cr2O7 + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + K2SO4 + CO2+ NO2 + SO2 + H2O